3.4. Теорія сильних електролітів.

В термодинамічних розрахунках сильних електролітів використовують поняття іонної сили розчину – μ. Це величина враховує відхилення від закону дії мас, яке обумовлене концентрацією та зарядами іонів присутніми в розчині. Іонна сила розчину є мірою електростатичної взаємодії між іонами та вимірюється напівсумою добутку концентрації кожного з присутніх в розчині іонів на квадрат його валентності z, тобто:

, або

Приклад: визначити іонну силу 0,15м NaCl

Після підстановки необхідних величин розраховуємо іонну силу даного розчину:

μ=0,5(0,15∙1²+0,15∙1²)=0,15

З одержаного результату видно, що при наявності в розчині однозарядних іонів, іонна сила чисельна дорівнює загальному молярному вмісту їх в розчині.

Розрахунки властивостей розчинів сильних електролітів ґрунтуються на використанні величині активності електроліту (а) або активна концентрація іона. У реальних розчинах активність іонів менша, ніж молярна концентрація речовини у розчині, причиною є сильна міжіонна взаємодія. Для врахування цієї взаємодії вводиться поняття про коефіцієнт активності (_х) іона:

_х = а(Х)/[Х]

Отже, а(Х) = [Х]_х, моль/дм³

Теорія електролітичної дисоціації разом з теорією сильних електролітів є основними в аналітичній хімії. Значення теорії електролітичної дисоціації і теорії сильних електролітів полягає в наступному:

а). завдяки ТЕД та теорії сильних електролітів всі аналітичні реакції можна розглядати як іонні. Тому рівняння аналітичних реакцій записують у іонно-молекулярній формі;

б). зробивши якісний аналіз та встановивши склад іонів, можна встановити формулу речовини і розрахувати склад речовини;

в). використовуючи поняття “ступінь дисоціації”, “константа дисоціації”, “активність”, “коефіцієнт активності”, можна розрахувати концентрації іонів та їх активність в розчинах, прогнозувати напрямок і повноту протікання реакції обміну і т.д.

3.5. Йонний добуток води. Шкала рН і рОН. В 1894 році німецький вчений Кольрауш встановив, що вода - слабкий електроліт, дисоціація якого відбувається за рівнянням: Н₂ОН⁺+ОН^-

За законом дії мас записуємо:

експериментально доведено, що при 25°С К_р=К_Д(Н₂О)=1,86·10^-16

Розраховуємо концентрацію води в 1л:

Рівняння для константи рівноваги можна записати:

K_Д(H₂O)·[H₂O]=[H⁺][OH^-] [H⁺][OH^-] = 1.86·10^-16·55.5 = 1·10^-14 – іонний добуток води, K_w = 1·10^-14, або K_w = [H⁺]·[OH^-] = 1·10^-7·1·10^-7 = 1·10^-14

Характерно, що з підвищенням температури дисоціація води зростає, і значення іонного добутку теж зростає. Якщо [H⁺] = [OH^-] середовище нейтральне

[H⁺] > [OH^-] – кисле, [H⁺] < [OH^-] – лужне.

Характеризувати середовище розчинів числами з від’ємними ступенями виявилося незручно, тому для практичного застосування введено водневий показник – рН. рН = -lg [H⁺] pH<7 - кисле

pH=7 - нейтральне

pH>7 - лужне

у розчині з pH=0, [H⁺]=1 моль/л

pH=14, [H⁺]=1·10^-14 моль/л

Нижня межа рН лежить близько значення для 10 М розчину HCl, який має коефіцієнт активності 10,44: рН = - lg a (H⁺) = - lg (1010.44) = - 2.02

Верхня межа рН для 10 М розчину КОН, який має коефіцієнт активності 6,22: рOH = - lg a (OH^-) = - lg (10·6.22) = - 1,79

рH = 14 – pOH = 14 – (- 1.79) = 15.79

Методи визначення рН:

1. Приблизне визначення проводять за допомогою хімічних індикаторів (лакмус, фенолфталеїн, метилоранж, універсальний індикаторний папір);

2. Для точного визначення використовують рН-метри (спеціальні приклади).

Для обчислення молярної концентрації використовують формули:

[H⁺] =10^-рН моль/л, [OH^-] =10^-рОН моль/л